Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
2.0 Equilíbrio Químico2.0 Equilíbrio Químico Química Geral II – Química IndustrialQuímica Geral II – Química Industrial Prof. Dr. André Romero da SilvaProf. Dr. André Romero da Silva 2.1 Conceitos2.1 Conceitos O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura reacional, ou seja, as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos. O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura reacional, ou seja, as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos. Passou a ser mais pesquisado no início do século XX devido a busca de reações que pudessem gerar nitratos, muito utilizados na confecção de explosivos na 1ª Guerra Mundial. Passou a ser mais pesquisado no início do século XX devido a busca de reações que pudessem gerar nitratos, muito utilizados na confecção de explosivos na 1ª Guerra Mundial. Fritz Haber encontrou uma forma econômica de utilizar o nitrogênio do ar e prover, desse modo, uma fonte abundante de compostos para a agricultura e os armamentos. Para isso, foi necessário entender como uma reação se aproxima do equilíbrio e o atinge, e a partir desse conhecimento aumentar o rendimento da reação. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Fritz Haber encontrou uma forma econômica de utilizar o nitrogênio do ar e prover, desse modo, uma fonte abundante de compostos para a agricultura e os armamentos. Para isso, foi necessário entender como uma reação se aproxima do equilíbrio e o atinge, e a partir desse conhecimento aumentar o rendimento da reação. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:Os critérios que identificam um equilíbrio químico são: 1. A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo1. A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo 2. As reações (direta e inversa) estão fazendo isso na mesma velocidade (logo, não existe mudança aparente) 2. As reações (direta e inversa) estão fazendo isso na mesma velocidade (logo, não existe mudança aparente) Uma forma de verificar se uma reação está em equilíbrio é mudar as condições. Ex: adicionar mais reagentes, alterar a temperatura da reação. Uma forma de verificar se uma reação está em equilíbrio é mudar as condições. Ex: adicionar mais reagentes, alterar a temperatura da reação. Portanto, as reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico onde a velocidade das reações direta e inversa são iguais, não havendo mudança na composição reacional. Portanto, as reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico onde a velocidade das reações direta e inversa são iguais, não havendo mudança na composição reacional. 2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade2.2 Reações em equilíbrio e reversibilidade N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) O gráfico acima representa 2 situações de equilíbrio para uma mesma reação química utilizando 2 temperaturas diferentes (TB>TA). Em “A” a reação partiu dos reagentes, e em “B” dos produtos. O gráfico acima representa 2 situações de equilíbrio para uma mesma reação química utilizando 2 temperaturas diferentes (TB>TA). Em “A” a reação partiu dos reagentes, e em “B” dos produtos. 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage descobriram a relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação em equilíbrio. Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage descobriram a relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação em equilíbrio. 2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g) P SO2 (bar) P O2 (bar) P SO3 (bar) P total (bar) K 5.49x10-2 3.24x10-2 2.21x10-4 8.75x10-2 5.00x10-4 3.16x10-3 1.83x10-2 9.49x10-6 2.15x10-2 4.93x10-4 9.15x10-3 9.15x10-3 1.96x10-5 1.83x10-2 5.02x10-4 7.90x10-2 7.32x10-2 4.75x10-4 0.153 4.93x10-4 0.120 0.165 1.08x10-3 0.286 4.89x10-4 Tabela 1 - Dados e constante de equilíbrio para a reação acima a 1000K Tabela 1 - Dados e constante de equilíbrio para a reação acima a 1000K onde Pj é a pressão parcial do gás Jonde Pj é a pressão parcial do gás J Po é a pressão padrão = 1 barPo é a pressão padrão = 1 bar K não tem unidade e é chamado de constante de equilíbrio K não tem unidade e é chamado de constante de equilíbrio 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas A lei de ação das massas resume os resultados de Guldberg e Waage. Ela estabelece que, no equilíbrio, a composição da mistura de reação pode ser expressa em termos de uma mesma constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases que podem ser tratados como ideais, a pressão parcial será elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico da equação química balanceada da reação. A lei de ação das massas resume os resultados de Guldberg e Waage. Ela estabelece que, no equilíbrio, a composição da mistura de reação pode ser expressa em termos de uma mesma constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases que podem ser tratados como ideais, a pressão parcial será elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico da equação química balanceada da reação. cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g) A Lei de Conservação das Massas (Lavoisier) define que quando uma reação química é realizada em um recipiente fechado, a massa dos produtos formados mais a massa dos reagentes que sobraram deve ser igual à massa inicial dos reagentes no início da reação. A Lei de Conservação das Massas (Lavoisier) define que quando uma reação química é realizada em um recipiente fechado, a massa dos produtos formados mais a massa dos reagentes que sobraram deve ser igual à massa inicial dos reagentes no início da reação. 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g)cC(g) + dD (g) = aA (g) + bB(g) Logo, a proporção (K) entre as concentrações de produtos e reagentes está intimamente ligada a lei da ação das massas. Logo, a proporção (K) entre as concentrações de produtos e reagentes está intimamente ligada a lei da ação das massas. 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas Para reações que ocorrem em solução, e considerando esta solução como sendo ideal (onde as interações intermoleculares é desprezível). A constante de equilíbrio pode ser escrita como: Para reações que ocorrem em solução, e considerando esta solução como sendo ideal (onde as interações intermoleculares é desprezível). A constante de equilíbrio pode ser escrita como: cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq) onde [J] é a molaridade do reagente Jonde [J] é a molaridade do reagente J co é molaridade padrão = 1 mol/Lco é molaridade padrão = 1 mol/L 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas Podemos resumir estas informações usando o conceito da atividade de uma substância j (aj) que representa uma fração molar efetiva ou pressão efetiva da substância. A constante de equilíbrio pode ser escrita como: Podemos resumir estas informações usando o conceito da atividade de uma substância j (aj) que representa uma fração molar efetiva ou pressão efetiva da substância. A constante de equilíbrio pode ser escrita como: cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq)cC(aq) + dD (aq) = aA (aq) + bB(aq) Para gás ideal, aJ = Pj/Po, simplificado como aj = PjPara gás ideal, aJ = Pj/Po, simplificado como aj = Pj Para soluto em uma solução ideal, aj = [J]/co, simplificando aj = [J]Para soluto em uma solução ideal, aj = [J]/co,simplificando aj = [J] Para um sólido ou líquido puros, aj = 1Para um sólido ou líquido puros, aj = 1 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas Como ficaria a constante de equilíbrio para a reação abaixo?Como ficaria a constante de equilíbrio para a reação abaixo? CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g) Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e produtos estão na mesma fase são chamados de equilíbrios homogêneos. Ex.: Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e produtos estão na mesma fase são chamados de equilíbrios homogêneos. Ex.: Os equilíbrios químicos em sistemas com mais de uma fase são chamados equilíbrios heterogêneos. Ex.: Os equilíbrios químicos em sistemas com mais de uma fase são chamados equilíbrios heterogêneos. Ex.: CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g) 2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g)2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g) 2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas2.3 Equilíbrio e Lei da ação das massas Quando a solução envolve compostos iônicos completamente dissociados em solução, a constante de equilíbrio deve ser escrita para a equação iônica simplificada, usando a atividade de cada tipo de íon. Quando a solução envolve compostos iônicos completamente dissociados em solução, a constante de equilíbrio deve ser escrita para a equação iônica simplificada, usando a atividade de cada tipo de íon. 2 AgNO3 (aq) + 2 NaOH (aq) = Ag2O (s) + 2 NaNO3 (aq) + H2O (l)2 AgNO3 (aq) + 2 NaOH (aq) = Ag2O (s) + 2 NaNO3 (aq) + H2O (l) 2Ag+(aq) + 2NO3-(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + 2Na+(aq) + 2NO3-(aq) + H2O(l)2Ag+(aq) + 2NO3-(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + 2Na+(aq) + 2NO3-(aq) + H2O(l) 2Ag+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + H2O(l)2Ag+(aq) + 2OH-(aq) = Ag2O (s) + H2O(l) 2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio A lei de ação das massas apresentadas por Guldberg e Waage é uma consequência do papel da energia na determinação da direção da mudança espontânea. A lei de ação das massas apresentadas por Guldberg e Waage é uma consequência do papel da energia na determinação da direção da mudança espontânea. Quando a mistura reacional ainda não formou produtos em quantidades suficientes para alcançar o equilíbrio, a direção espontânea (ΔGr < 0) das mudanças é no sentido da formação dos produtos. Quando a mistura reacional ainda não formou produtos em quantidades suficientes para alcançar o equilíbrio, a direção espontânea (ΔGr < 0) das mudanças é no sentido da formação dos produtos. Se por outro lado, iniciarmos com uma mistura de reação com excesso de produto, a reação inversa é espontânea (ΔGr < 0), mas a reação direta não (ΔGr > 0). Se por outro lado, iniciarmos com uma mistura de reação com excesso de produto, a reação inversa é espontânea (ΔGr < 0), mas a reação direta não (ΔGr > 0). Para a reação em equilíbrio, com todos os reagentes nas concentrações de equilíbrio, não existe tendência de espontaneidade em nenhuma direção (direta ou inversa), e neste caso (ΔGr = 0). Para a reação em equilíbrio, com todos os reagentes nas concentrações de equilíbrio, não existe tendência de espontaneidade em nenhuma direção (direta ou inversa), e neste caso (ΔGr = 0). 2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio 2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes) onde n = número de moles (coeficientes estequiométricos) Gm = energia livre molar de cada produto e reagente Gm (J) = energia livre molar de um determinado reagente ou produto J Gmo (J) = energia livre molar padrão de um determinado reagente ou produto J aj = atividade do reagente ou produto onde n = número de moles (coeficientes estequiométricos) Gm = energia livre molar de cada produto e reagente Gm (J) = energia livre molar de um determinado reagente ou produto J Gmo (J) = energia livre molar padrão de um determinado reagente ou produto J aj = atividade do reagente ou produto A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é calculada como: A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é calculada como: Gm (J) = Gmo (J) + RT ln ajGm (J) = Gmo (J) + RT ln aj Estado padrão de uma substância pura é a sua forma pura sob pressão de 1 bar. Para o soluto, o estado padrão é obtido na concentração de 1 mol/L. Pode-se considerar sólidos e líquidos como sempre no estado padrão. Estado padrão de uma substância pura é a sua forma pura sob pressão de 1 bar. Para o soluto, o estado padrão é obtido na concentração de 1 mol/L. Pode-se considerar sólidos e líquidos como sempre no estado padrão. 2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes)ΔGr = ∑ nGm (Produtos) - ∑ nGm (reagentes) A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é calculada como: A ΔGr de uma reação em um determinado ponto da reação é calculada como: Gm (J) = Gmo (J) + RT ln ajGm (J) = Gmo (J) + RT ln aj N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) Então para a reação abaixo:Então para a reação abaixo: ΔGr = 2Gm(NH3) – [Gm(N2) + 3Gm(H2)]ΔGr = 2Gm(NH3) – [Gm(N2) + 3Gm(H2)] ΔGr = (2Gm o(NH3) + 2RT ln aNH3) – [(Gm o(N2) + RT ln aN2) + (3Gm o(H2) + 3RT ln aH2]ΔGr = (2Gm o(NH3) + 2RT ln aNH3) – [(Gm o(N2) + RT ln aN2) + (3Gm o(H2) + 3RT ln aH2] ΔGr = [2Gm o(NH3) – Gm o(N2) - 3Gm o(H2)] + RT ln (aNH3) 2 - RT ln aH2 - RT ln (aN2) 3]ΔGr = [2Gm o(NH3) – Gm o(N2) - 3Gm o(H2)] + RT ln (aNH3) 2 - RT ln aH2 - RT ln (aN2) 3] A equação mostra como a energia livre de reação varia de acordo com a atividade dos reagentes e produtos. A expressão em colchetes é chamada de quociente de reação (Q) A equação mostra como a energia livre de reação varia de acordo com a atividade dos reagentes e produtos. A expressão em colchetes é chamada de quociente de reação (Q) 2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio2.4 Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio Sendo assim, podemos reescrever a equação como:Sendo assim, podemos reescrever a equação como: No equilíbrio, as pressões parciais (ou atividades) estão no valor do equilíbrio e Q torna-se igual à constante de equilíbrio K. No equilíbrio, as pressões parciais (ou atividades) estão no valor do equilíbrio e Q torna-se igual à constante de equilíbrio K. Ora, se ΔGr = 0 no equilíbrio, então:Ora, se ΔGr = 0 no equilíbrio, então: Através de valores tabelados de Gmo(J) conseguimos achar o valor de K. Através de valores tabelados de Gmo(J) conseguimos achar o valor de K. 2.5 Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases 2.5 Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases Embora a constante de equilíbrio K seja expressa na forma de atividades de produtos por reagentes, normalmente ela é representada na forma: Embora a constante de equilíbrio K seja expressa na forma de atividades de produtos por reagentes, normalmente ela é representada na forma: Embora a constante de equilíbrio para reações gasosas sejam expressas na forma da razão entre a pressão dos produtos e reagentes, podemos representá-las na forma da razão entre concentrações de produtos e reagentes gasosos. Embora a constante de equilíbrio para reações gasosas sejam expressas na forma da razão entre a pressão dos produtos e reagentes, podemos representá-las na forma da razão entre concentrações de produtos e reagentes gasosos. 2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases 2.6Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases Como então podemos representar a constante de equilíbrio de compostos gasosos na forma de concentrações molares? Como então podemos representar a constante de equilíbrio de compostos gasosos na forma de concentrações molares? Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando Kp Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando Kp N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) Lei dos gases ideais Lei dos gases ideais 2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases 2.6 Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares dos gases Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando Kc Tomando como base a reação de Fritz Haber e determinando Kc N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) n = Coeficiente estequiométrico 2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio As constantes de equilíbrio normalmente dadas para as equações químicas são escritas com os menores coeficientes estequiométricos inteiros. Mas, e se mudarmos os coeficientes? As constantes de equilíbrio normalmente dadas para as equações químicas são escritas com os menores coeficientes estequiométricos inteiros. Mas, e se mudarmos os coeficientes? 2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g)2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g) 2 H2 (g) + 2 I2 (g) = 4 HI (g)2 H2 (g) + 2 I2 (g) = 4 HI (g) Logo, se multiplicarmos uma equação química por um fator n, estaremos elevando K a enésima potência. Logo, se multiplicarmos uma equação química por um fator n, estaremos elevando K a enésima potência. E como seria a constante de equilíbrio da reação inversa?E como seria a constante de equilíbrio da reação inversa? Logo, a constante de equilíbrio escrito numa direção é o inverso da constante do equilíbrio escrito na direção oposta. Logo, a constante de equilíbrio escrito numa direção é o inverso da constante do equilíbrio escrito na direção oposta. H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g) 2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio2.7 Formas alternativas da Constante de Equilíbrio Se uma equação química pode ser expressa como a soma de duas ou mais equações químicas, a constante de equilíbrio da reação total é o produto da constante de equilíbrio das reações parciais Se uma equação química pode ser expressa como a soma de duas ou mais equações químicas, a constante de equilíbrio da reação total é o produto da constante de equilíbrio das reações parciais 2) 2 PCl3 (g) + 2 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)2) 2 PCl3 (g) + 2 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g) 1) 2 P(g) + 3 Cl2 (g) = 2 PCl3 (g)1) 2 P(g) + 3 Cl2 (g) = 2 PCl3 (g) 3) 2 P(g) + 5 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g)3) 2 P(g) + 5 Cl2 (g) = 2 PCl5 (g) 2.8 Extensão da reação2.8 Extensão da reação Como a constante de equilíbrio é definida como a razão entre a concentração (ou pressão) de produtos por reagentes, então: Como a constante de equilíbrio é definida como a razão entre a concentração (ou pressão) de produtos por reagentes, então: K → é grande quando a mistura de equilíbrio é constituída principalmente por produto K → é grande quando a mistura de equilíbrio é constituída principalmente por produto K → é pequena quando a mistura de equilíbrio é constituída principalmente por reagentes K → é pequena quando a mistura de equilíbrio é constituída principalmente por reagentes 1) H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g)1) H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g) Por exemplo, para as reações abaixo:Por exemplo, para as reações abaixo: 2) N2 (g) + O2 (g) = 2 NO (g)2) N2 (g) + O2 (g) = 2 NO (g) 2.8 Extensão da reação2.8 Extensão da reação De forma geral, podemos resumir:De forma geral, podemos resumir: Valores grandes de K → (> 103) o equilíbrio favorece os produtosValores grandes de K → (> 103) o equilíbrio favorece os produtos Valores intermediários de K → (10-3 a 103) o equilíbrio não favorece nem a reagentes e nem a produtos Valores intermediários de K → (10-3 a 103) o equilíbrio não favorece nem a reagentes e nem a produtos Valores pequenos de K → (< 10-3) o equilíbrio favorece os reagentes Valores pequenos de K → (< 10-3) o equilíbrio favorece os reagentes 2.9 Direção da Reação2.9 Direção da Reação Para predizer a tendência de uma determinada mistura de reagentes e produtos de formar mais produtos ou mais reagentes, é necessário comparar Q e K: Para predizer a tendência de uma determinada mistura de reagentes e produtos de formar mais produtos ou mais reagentes, é necessário comparar Q e K: Se Q > K, as concentrações ou pressões parciais dos produtos estão muito altas para o equilíbrio. Logo, a reação tende a se processar na direção dos reagentes. Se Q > K, as concentrações ou pressões parciais dos produtos estão muito altas para o equilíbrio. Logo, a reação tende a se processar na direção dos reagentes. Se Q < K, a reação tende a formar produtos Se Q < K, a reação tende a formar produtos Se Q = K, a reação está em equilíbrio e não apresenta tendência a mudar em nenhuma direção. Se Q = K, a reação está em equilíbrio e não apresenta tendência a mudar em nenhuma direção. 2.9 Direção da Reação2.9 Direção da Reação Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos produtos, o equilíbrio favorece fortemente os produtos e a reação “se completa”. Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos produtos, o equilíbrio favorece fortemente os produtos e a reação “se completa”. Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos reagentes, o equilíbrio favorece fortemente os reagentes e a reação “não caminha”. Quando o mínimo de energia livre está muito próximo dos reagentes, o equilíbrio favorece fortemente os reagentes e a reação “não caminha”. 2.10 Respostas dos equilíbrios a mudanças de condições2.10 Respostas dos equilíbrios a mudanças de condições Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem às mudanças das condições em que as reações ocorrem. Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem às mudanças das condições em que as reações ocorrem. Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. 3.10.1 Adição e remoção de reagentes3.10.1 Adição e remoção de reagentes A adição de reagentes faz com que o Q < K, porque a [reagentes] está no denominador. A adição de reagentes faz com que o Q < K, porque a [reagentes] está no denominador. Logo, a reação responde com a formação de produtos para restaurar a igualdade entre Q e K. Logo, a reação responde com a formação de produtos para restaurar a igualdade entre Q e K. N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) 2.10.2 Adição e remoção de produtos2.10.2 Adição e remoção de produtos A adição de produtos faz com que o Q > K, porque a [produtos] está no numerador. A adição de produtos faz com que o Q > K, porque a [produtos] está no numerador. Logo, a reação responde com a formação de reagente para restaurar a igualdade entre Q e K. Logo, a reação responde com a formação de reagente para restaurar a igualdade entre Q e K. Qualquer alteração na composição da reação que provoque aumento da energia livre, fará com que a reação sofra mudanças para que o mínimo de energia seja atingido novamente Qualquer alteração na composição da reação que provoque aumento da energia livre, fará com que a reação sofra mudanças para que o mínimo de energia seja atingido novamente Dessa forma, o princípio de Le Chatelier sugere um bom caminho para assegurar que a reaçãocontinue gerando uma dada substância: Dessa forma, o princípio de Le Chatelier sugere um bom caminho para assegurar que a reação continue gerando uma dada substância: 2.10.2 Adição e remoção de produtos2.10.2 Adição e remoção de produtos basta remover os produtos assim que eles se formam basta remover os produtos assim que eles se formam Um equilíbrio em fase gasosa responde à compressão (redução de volume) do vaso de reação. Um equilíbrio em fase gasosa responde à compressão (redução de volume) do vaso de reação. 2.10.3 Compressão de uma mistura de reação2.10.3 Compressão de uma mistura de reação De acordo com a Lei de Le Chatelier, a composição tende a mudar para reduzir ao mínimo o efeito do aumento da pressão. De acordo com a Lei de Le Chatelier, a composição tende a mudar para reduzir ao mínimo o efeito do aumento da pressão. I2 (g) = 2 I (g)I2 (g) = 2 I (g) 1 mol de moléculas do reagente na fase gasosa produz 2 mols de produto na fase gasosa. 1 mol de moléculas do reagente na fase gasosa produz 2 mols de produto na fase gasosa. Logo, a compressão favorece o deslocamento do equilíbrio para o lado dos reagentes (I2 (g)) porque isso reduz ao mínimo o efeito do aumento da pressão pois irá diminuir o número de moléculas dentro do recipiente. Logo, a compressão favorece o deslocamento do equilíbrio para o lado dos reagentes (I2 (g)) porque isso reduz ao mínimo o efeito do aumento da pressão pois irá diminuir o número de moléculas dentro do recipiente. A expansão provoca a resposta contrária, favoreceria a geração de mais produto (I(g)) A expansão provoca a resposta contrária, favoreceria a geração de mais produto (I(g)) 2.10.3 Compressão de uma mistura de reação2.10.3 Compressão de uma mistura de reação E se a pressão interna total no vaso de reação fosse aumentada bombeando argônio ou outro gás inerte, em volume constante? E se a pressão interna total no vaso de reação fosse aumentada bombeando argônio ou outro gás inerte, em volume constante? I2 (g) = 2 I (g)I2 (g) = 2 I (g) O I2 (g) e o I (g) continuariam ocupando o mesmo volume, mantendo a mesma concentração, desde que os gases possam ser considerados ideais. O I2 (g) e o I (g) continuariam ocupando o mesmo volume, mantendo a mesma concentração, desde que os gases possam ser considerados ideais. Neste caso, a composição de equilíbrio não é afetada, embora a pressão total tenha aumentado. Neste caso, a composição de equilíbrio não é afetada, embora a pressão total tenha aumentado. 2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio Para uma reação exotérmica, o que deve acontecer se diminuirmos a temperatura? Para uma reação exotérmica, o que deve acontecer se diminuirmos a temperatura? 3 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g) + calor ΔHR < 03 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g) + calor ΔHR < 0 Reação exótermica Reação exótermica Existe uma fuga de energia (calor) quando se diminui a temperatura, fato que para compensá-lo resulta na geração de mais produto (NH3 + calor). Existe uma fuga de energia (calor) quando se diminui a temperatura, fato que para compensá-lo resulta na geração de mais produto (NH3 + calor). Logo, a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio na direção dos produtos numa reação exotérmica Logo, a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio na direção dos produtos numa reação exotérmica Reação endotérmicaReação endotérmica Para uma reação endotérmica, o que deve acontecer se aumentarmos a temperatura? Para uma reação endotérmica, o que deve acontecer se aumentarmos a temperatura? CaCO3 (s) + calor = CaO (s) + CO2 (g) ΔHR > 0CaCO3 (s) + calor = CaO (s) + CO2 (g) ΔHR > 0 Existe um aumento da energia (calor) disponível para que a reação aconteça quando se aumenta a temperatura, fato que para compensá-lo resulta na geração de mais produto (CO2). Existe um aumento da energia (calor) disponível para que a reação aconteça quando se aumenta a temperatura, fato que para compensá-lo resulta na geração de mais produto (CO2). Logo, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção dos produtos numa reação endotérmica Logo, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção dos produtos numa reação endotérmica 2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio Vimos que há uma relação entre a energia livre (∆G°) e a constante de equilíbrio para cada temperatura. Logo, é possível estabelecer uma relação entre a constante de equilíbrio em uma determinada temperatura ao seu valor em outra determinada temperatura. Vimos que há uma relação entre a energia livre (∆G°) e a constante de equilíbrio para cada temperatura. Logo, é possível estabelecer uma relação entre a constante de equilíbrio em uma determinada temperatura ao seu valor em outra determinada temperatura. Equação de van´t Hoff Equação de van´t Hoff 2.10.4 Temperatura e equilíbrio2.10.4 Temperatura e equilíbrio Considere uma reação exotérmica (ΔHro < O). Se T2 < T1, então 1/T1 < 1/T2, logo (1/T1 - 1/T2) é negativo. Mas ΔHro < O, portanto: ln K2/K1 é positivo (> 0), logo K2/K1 > 1, então K2 > K1 Considere uma reação exotérmica (ΔHro < O). Se T2 < T1, então 1/T1 < 1/T2, logo (1/T1 - 1/T2) é negativo. Mas ΔHro < O, portanto: ln K2/K1 é positivo (> 0), logo K2/K1 > 1, então K2 > K1 Logo, se uma reação é exotérmica, e se diminuirmos a temperatura, favorecemos a geração dos produtos. Logo, se uma reação é exotérmica, e se diminuirmos a temperatura, favorecemos a geração dos produtos. Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido durante a reação. Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido durante a reação. 2.10.5 Efeito dos catalisadores2.10.5 Efeito dos catalisadores Como o catalisador aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da reação, o equilíbrio dinâmico não é afetado. Como o catalisador aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da reação, o equilíbrio dinâmico não é afetado. A constante de equilíbrio depende somente da temperatura e da energia livre padrão (ΔGRo). A energia livre da reação depende das identidades dos reagentes e produtos, e independe da velocidade da reação ou da presença de qualquer substância que não aparece na equação química geral da reação. A constante de equilíbrio depende somente da temperatura e da energia livre padrão (ΔGRo). A energia livre da reação depende das identidades dos reagentes e produtos, e independe da velocidade da reação ou da presença de qualquer substância que não aparece na equação química geral da reação.
Compartilhar